- •ВСТУП
- •2. ТЕОРЕТИЧНІ ОСНОВИ ОРГАНІЧНОЇ ХІМІЇ
- •2.1. Типи хімічних зв’язків
- •2.2. Характеристики ковалентного зв’язку
- •2.3. Будова атома карбону
- •2.4. Метод валентних зв’язків
- •2.5. Метод МО ЛКАО
- •2.6. Класифікація органічних реакцій
- •2.7. Проміжні частинки в органічних реакціях. Взаємний вплив атомів у молекулах
- •3. АЛКАНИ
- •4. АЛКЕНИ
- •6. АЛКАДІЄНИ
- •7. ЦИКЛОАЛКАНИ
- •8. АРОМАТИЧНІСТЬ
- •9. АРЕНИ
- •11. БАГАТОЯДЕРНІ АРОМАТИЧНІ СПОЛУКИ
- •12. ГАЛОГЕНОПОХІДНІ ВУГЛЕВОДНІВ
- •13. ЕЛЕМЕНТООРГАНІЧНІ СПОЛУКИ
- •14. СУЛЬФОКИСЛОТИ
- •15. СПИРТИ
- •16. ФЕНОЛИ
- •17. ЕТЕРИ. ЕПОКСИСПОЛУКИ
- •18. ТІОСПИРТИ. ТІОЕТЕРИ
- •19. АЛІФАТИЧНІ АЛЬДЕГІДИ ТА КЕТОНИ
- •20. АРОМАТИЧНІ АЛЬДЕГІДИ І КЕТОНИ
- •21. АЛІФАТИЧНІ НІТРОСПОЛУКИ
- •22. АРОМАТИЧНI НIТРОСПОЛУКИ
- •23. АЛІФАТИЧНІ АМІНИ
- •24. АРОМАТИЧНІ АМІНИ
- •25. ДІАЗО– І АЗОСПОЛУКИ
- •26. МОНОКАРБОНОВІ КИСЛОТИ
- •27. ДИКАРБОНОВІ КИСЛОТИ
- •28. АРОМАТИЧНІ КАРБОНОВІ КИСЛОТИ
- •29. ЗАМІЩЕНІ КИСЛОТИ
- •29.1. ГАЛОГЕНЗАМІЩЕНІ КИСЛОТИ
- •29.2. АМІНОКИСЛОТИ
- •29.3. ГІДРОКСИКИСЛОТИ
- •30. АЛЬДЕГІДОКИСЛОТИ І КЕТОКИСЛОТИ
- •31. ГЕТЕРОЦИКЛІЧНІ СПОЛУКИ
- •31.1. КЛАСИФІКАЦІЯ ТА НОМЕНКЛАТУРА ГЕТЕРОЦИКЛІЧНИХ СПОЛУК
- •31.2. П’ЯТИЧЛЕННІ ГЕТЕРОЦИКЛІЧНІ СПОЛУКИ
- •31.3. ШЕСТИЧЛЕННІ ГЕТЕРОЦИКЛИ
- •31.4. КОНДЕНСОВАНІ ГЕТЕРОЦИКЛИ
- •31.5. ПОЛІГЕТЕРОЦИКЛИ
- •32. ВУГЛЕВОДИ
- •32.1. МОНОСАХАРИДИ
- •32.2. ПОЛІСАХАРИДИ
- •СПИСОК ЛІТЕРАТУРИ
номенклатурами. Написати структурні формули таких вуглеводнів та радикалів: 2,3,5- триметилгексан, 3-етил-4-ізопропіл-2-метилоктан, 3-метилпентан, 1,2-диметилпропіл. Зобразити структурну формулу вуглеводню складу С10Н22 з найбільшою кількістю метильних груп, назвати його за систематичною номенклатурою. Навести назви первинних, третинних радикалів цього ізомеру.
2. ТЕОРЕТИЧНІ ОСНОВИ ОРГАНІЧНОЇ ХІМІЇ
Атоми в молекулах певним чином сполучаються між собою і утримуються разом, внаслідок електростатичної взаємодії електронів та ядер атомів (ядерно-електронна взаємодія). Таке об’єднання двох атомів називається локалізованим хімічним зв’язком, в якому електрони розподілені між двома ядрами і природа якого залежить, головним чином, від природи атомів (учасників зв’язку), що його утворили.
Хімічний зв'язок – це сукупність сил, що діють між двома або групою атомів і обумовлюють утворення стійкої системи (молекули, складного іона, радикала, тощо).
Взагалі, хімічний зв’язок – це сила, яка утримує атоми в молекулах.
В органічній хімії всі хімічні зв’язки поділяються на три типи: іонні, ковалентні та водневі. На початковій стадії розвитку електронної теорії В.Коссель і Г.Льюїс (1916 р.) розробили ок-
тетну теорію хімічних зв’язків на таких засадах:
а) найбільш стабільними є сполуки, в атомах яких зовнішня електронна оболонка заповнена як в інертних газах (для елементів першого періоду – 2 електрони, для елементів другого періоду – 8 електронів);
б) зв’язки утворюються внаслідок прагнення атомів мати стабільну конфігурацію зовнішніх електронних оболонок.
2.1. Типи хімічних зв’язків
Іонний зв’язок - утворюється за рахунок електростатичного притягання різнойменно заряджених йонів, що виникають внаслідок переносу електронів від менш електронегативного атома до більш електронегативного.
|
+ |
- |
Na X + F |
Na |
X F |
х – електрон М-оболонки,- електрон L-оболонки.
20
Перерозподіл зовнішніх електронів атомів до октетного або дублетного стану, тобто до стабільної конфігурації інертних газів, є необхідною умовою для утворення іонного зв’язку.
Ковалентний зв’язок утворюється внаслідок узагальнення пари зовнішніх валентних електронів двох атомів (колігаційний механізм).
В залежності від електронегативності атомів, які утворюють ковалентний зв’язок, розрізняють два різновиди ковалентних зв’язків – неполярний, який утворюють атоми з однаковою електронегативністю (наприклад, Н-Н) та полярний, який утворюють атоми з різною електронегативністю (наприклад, H-F). Утворення ковалентних зв’язків цих різновидів можна уявити як результат узагальнення неспарених валентних електронів з протилежними спінами двома атомами, що утворюють ковалентний зв’язок:
H |
+ |
H |
H |
H |
H |
+ |
F |
H |
F |
Інший механізм утворення ковалентного зв’язку – донорно-акцепторний (координаційний)
– має місце у випадку, коли один атом надає пару неподілених електронів (донор), а інший, якому до заповнення зовнішньої оболонки не вистачає двох електронів і має вільну орбіталь (акцептор), їх приймає:
|
|
|
|
|
+ |
H |
|
H+ |
|
H |
|
H N |
+ |
H N H |
|||
H |
|
|
|
|
H |
донор |
акцептор |
іон амонію |
|||
|
|
|
|
|
+ |
H3C O CH3 |
+ |
H |
+ |
H C O CH3 |
|
|
3 |
H |
|||
|
|
|
|
|
|
донор |
акцептор |
іон диметилоксонію |
Різновидом донорно-акцепторної взаємодії є семіполярний зв’язок, при утворенні якого атомдонор набуває позитивного заряду, а атом–акцептор – негативного:
|
|
CH3 |
|
CH3 |
|
|
|
|
(CH ) N+ |
|
|
H |
C |
N |
+ O |
H C N |
O |
(CH |
) N |
O |
O |
||
3 |
|
|
|
3 |
|
3 |
3 |
|
3 |
3 |
|
|
|
CH3 |
акцептор |
CH3 |
|
|
|
|
|
|
|
донор |
N-оксид триметиламіну |
|
|
|
|
|
2.2. Характеристики ковалентного зв’язку
Довжина зв’язку (l) – це відстань між ядрами атомів, які його утворюють; вимірюється в нм. Довжина більшості зв’язків в органічних сполуках знаходиться в межах 0,108 нм (С-Н) – 0,221 нм (C-І). Довжина окремого зв’язку не є константою і залежить від його хімічного оточення (наприклад, довжина зв’язку С-І в СН3СН2І становить 0,221 нм, а в HC CІ - 0,200 нм).
21
Загальні зауваження: а) кратні зв’язки завжди коротші, ніж одинарні; б)прямої залежності між довжиною зв’язку та його реакційною здатністю немає, але для однотипних зв’язків існує пропорційність – чим коротший зв’язок, тим менша його реакційна здатність.
Валентний кут. Змінюється в інтервалі 90-180 (наприклад, валентний кут в H-S-H становить 92 ,а в HC CH -180 ). При відхиленні валентного кута в силу тих чи інших обставин від свого нормального значення, зростає реакційна здатність відповідних зв’язків.
Полярність зв’язку визначається ступенем зміщення спільної електронної пари до більш електронегативного атома. Кількісно характеризується дипольним моментом ( = l ) і вимірюється в Дебаях (D). Збільшення полярності зв’язку за інших однакових умов приводить до зростання його реакційної здатності:
С-С =0, |
Е=346 кДж/моль (пасивний зв’язок), |
С-О =1,47, |
Е=339 кДж/моль (активний зв’язок). |
Поляризовність зв’язку визначається його здатністю до поляризації, тобто здатністю зміщувати електрони під дією зовнішніх чинників (реагентів, розчинників, каталізаторів і т.д.).Вимірюється рефракцією зв’язку (RD) в см3. Реакційна здатність зв’язку прямо пропорційна його поляризовності:
С-С RD 1,40 см3 (пасивний зв’язок),
С=С RD 4,17 см3 (активний зв’язок).
Енергія зв’язку - це енергія, яка необхідна для його розриву. Енергія зв’язку в органічних сполуках коливається в межах 210 (C-І) – 820 (C C) кДж/моль. Енергія зв’язку обернено пропорційна його реакційній здатності:
EF-F =159,6 кДж/моль (активний зв’язок),
EН-Н =438,6 кДж/моль (пасивний зв’язок).
Енергія зв’язку залежить від його хімічного оточення. Так, енергія зв’язку О-О в НО-ОН становить 209,3 кДж/моль, а в С6Н5COO-OOСС6Н5 -125,6 кДж/моль.
2.3. Будова атома карбону
Атоми елементів складаються з позитивно зарядженого ядра та електронної оболонки, заповненої електронами. Електрон має двоїсту природу. Це негативно заряджена частинка, яка має хвильові властивості. Делокалізація електрона у полі атомного ядра описується за допомогою хвильової функції електрона , що входить до складу хвильового рівняння Шредінгера, яке являє собою математичну модель електрона:
2 |
|
2 |
|
2 |
|
8 2 m |
(E V ) 0 , |
2 x |
|
2 y |
|
2 z |
|
h2 |
|
|
|
|
|
22 |
|
|
де m-маса електрона, h – стала Планка,
Е – повна енергія електрона, V – потенційна енергія електрона.
Фізичний зміст : Квадрат хвильової функції 2 описує вірогідність (dP) знаходження електрона в елементарному об’ємі dV, який оточує точку з координатами x, y, z: dP= 2(x,y,z)dV. Якщо об’єм вибрати таким чином, що вірогідність знаходження в ньому електрона становить 95%, то роз'вязуючи рівняння Шредінгера, ми знайдемо зображення поверхні, яка відокремлює деякий об’єм V з 95% вірогідністю знаходження електрона в ньому. Цей об’єм має назву атомної орбіталі (АО). Атомні орбіталі бувають s, p, d і т.д. типів (Рис.2.1). При цьому радіуси s- і p-АО одного і того ж рівня відносяться як 1 : 3 .
|
|
|
|
y |
|
|
|
z |
|
|
-- |
|
|
- |
+ |
|
|
|
|
|
+ |
x |
|
- |
x |
|
|
x |
|
|
|
|
+ |
|
|
||||
|
|
|
|
|
|
|
|
||
s |
px |
|
|
dxy |
|
d |
2 |
2 |
d 2 |
|
|
|
|
|
|
|
x |
- y |
z |
Рис.2.1. Основні типи атомних орбіталей
Атомна орбіталь характеризується енергією (залежить від головного квантового числа n), формою орбіталі (залежить від орбітального квантового числа l), радіусом орбіталі, наявністю вузлової площини (площини, в якій вірогідність знаходження електрона дорівнює нулю, а хвильова функція змінює свій знак на протилежний) та знаком хвильової функції.
Електрони заповнюють атомні орбіталі відповідно правилам:
Принцип В.Паулі:
Дану орбіталь можуть займати лише два електрони при умові, що вони мають протилежні (антипаралельні) спіни. Ці електрони називаються спареними. Електрони ж з однаковими спінами відштовхуються і намагаються розійтися на максимально можливу відстань.
Кожна нова орбіталь заповнюється лише після того, як будуть заповнені всі попередні, більш стабільні орбіталі з нижчою енергією, які знаходяться ближче до ядра.
Правило Ф.Гунда:
При заповненні орбіталей з однаковою енергією (вироджених орбіталей) спочатку на кожній з них розміщується по одному електрону з паралельними спінами, потім орбіталі починають заповнюватись другими електронами з антипаралельними спінами.
23